Determinació de la velocitat de reacció

PRÀCTIQUES DE QUIMICA−FÍSICA
DETERMINACIÓ DE VELOCITATS DE REACCIÓ
Realitzada per: l E. Industrial
Data de la realització : 17−11−99
Companys de pràctiques :
Resum :
L'objectiu d'aquesta pràctica és determinar la relació existent entre la velositat de reacció i la temperatura de la
reacció , mantenint la concentració constant ,i aixís poder explicar el comportament de Arrhenius .
El material utilitzat a la nostra pràctica és : un bas de precipitats de 100 ml, en que i preparem una disolució
de tiosulfat a l'1%, escalfem aquesta solució fins aconseguir una temperatura estimada i despres afegim HCL i
començarà la reacció , la reacció haurà finalitzat quan la disolució sigui totalment opaca .
I com podrem observar la temperatura està relacionada proporcionalment amb la k (constant cinètica de la
velositat)
Introducció :
L'objectiu de la pràctica és determinar la velocitat de reacció a través de la temperatura.
Per contabilitzar la temperatura en que es troba la solució utilitzarem un termometre elèctric , i aquest ens
donarà una gran fiabilitat .
Partirem d'una solució de tiosulfat a1% ( H2S2O3), al afegir àcid clorhídric obtindrem la seguent reacció :
S2O3 ² + 2 H+ H2O + SO2 + S
El sofre obtingut serà col.loidal i la seva aparació es retardarà
Passos que seguirem :
• Netegar el material que farem servir
• Preparar la solució amb 50 ml de tiosulfat ( a través d'una pipeta i una pera )
• Escalfar la solució fins a la temperatura desitgada , controlan−t'ho sempre amb el termometre digital .
• Fer una marca en un paper
• Un cop assolida la temperatura òptima, posarem el bas de precipitats sobre la marca , després introduirem 5
cm³ d'àcid clorhídric (connectarem el cronometre) , barrajarem la solició amb una bareta, per facilitar la
reacció.
• Quan no es vegui la marca , voldrà dir que ha finalitzat la reacció ( pararem el conometre)
Teoria :
En aquesta pràctica farem servir el principi d'Arrhenius :
1
La velositat de reacció augmenta quan s'eleva la temperatura implica que la constant de velositat de la
reacció ha augmentat .
Equació d'Arrhenius :
ln K = ln A −Ea/(RT)
La A ( factor de col.lisió ) i la Ea ( energia d'activació ) són constants que presenta cada reacció , R és la
constant del gasos ( 8.314 J/(k.mol) i la T és la temperatura en ( K ).
A través de l'equació anterior obtenim l'equació en funció de K :
K = Ae(−Ea/RT)
Es pot comparar l'equació d'Arrhenius amb una equació d'una línia recta :
ln k = ln A −Ea/R x 1/T
Y=a+bxX
El pendent és negatiu i és l'energia d'activació dividit per la constant dels gasos
Referent a l'energia d'activació , s'ha de dir que per que la reacció es produeixi s'ha de superar l'energia
d'activació ja que existeix un limit d'energia cinètica mínima que s'ha de superar .
Comportament dels àtoms :
Energia < Energia d'activació Energia > Energia d'activació
Pràctica :
El que ens demanen en aquesta pràctica :
1er representar graficament la variació de k amb la temperatura .
Taula de resultats :
T ºC
20.5
20.3
25.2
29.8
30.1
40.6
50.2
60.2
Tk
293.5
293.3
298.2
302.8
303.1
313.6
323.2
333.2
1/T x 10³
3.4072
3.4095
3.534
3.3025
3.2992
3.1887
3.0941
3.0012
t seg
105
114
80
58
62
26
19
13
k = 1/t x 10³
9.5238
8.7719
12.5
17.2414
16.1290
38.4615
52.6316
76.9231
Log k
0.9788
0.9431
1.0969
1.2366
1.2076
1.5850
1.7212
1.8861
Hauria de donar una gràfica exponencial que es correspondria amb l'equació d'Arrhenius :
K = Ae(−Ea / RT) que hauria de sortir una representació gràfica y = e(1/x)
2
Però podrem arribar a aproximar a que és una recta a través dels valors experimentals , i per tant la
temperatura i la constant cinètica (k) són proporcionals.
Considererem una recta y = 1.56x −448
2on Ens demanen l'increment de temperatura que ens provoca un increment del 50 % de la velocitat de
reacció , i el dobla la velocitat de reacció a varies
seccions diferents de la corba .
Com que tenim un comportament lineal de la temperatura i la constant cinetica , agafarem un punt de
referència T = 298.2 K i una k = 12.5 1/s*10³ i voldrem que la velositat de reacció augmenti un 50% per tant k
= 18.75 i ara trobarem la temperatura que hi ha en aquest punt T = 303.2 K ( si ho mirem a la gràfica veiem
que és 308 K), per tant hi haurà hagut un increment de 1.670% si tenim en comte el valor de la taula ens dona
un 3.28% .
Per tant si volem augmenta un 50% la velositat haurem d'augmentar un 3.28% la temperatura.
Tot i que el mètode usat per trobar aquest percentatge és una mica lent és del tot correcte i basat sobre els
valors experimentals
3er Representar gràficament log k en funció de T
3
4rtRepresentar log k en funció de 1/T x 10³ i calcular l'energia d'activació de la reacció
Ara trobarem l'energia d'activació gràcies a al transformació de l'equació d'Arrhenius amb una equació d'una
linea recta , com es pot veure :
ln k = ln A −Ea/R x 1/T
4
Y=a+bxX
Tindrem que el pendent b és l'energia d'activació i la constants dels gasos ideals i si coneixem l'equació a
través dels valors experimentals i la seva representació en la gràfica anterior , ens dona un resultat :
Y = −5.303 X +20.26
• Nota : com que la constant cinètica k la em multiplicat per 1000 perque tingui un valor més
significatiu , ara al calcular l'energia d'activació ens donarà amb KJ /ml
Ea = 5.303 x 8.314 = 44.089 Kj/ml
També trobarem la constant A que serà :
ln A = 20.26
I això implica que A = 629225338.9
5
6
7